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Química: Ciencia que estudia la materia y sus transformaciones.

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Presentación del tema: "Química: Ciencia que estudia la materia y sus transformaciones."— Transcripción de la presentación:

1 Química: Ciencia que estudia la materia y sus transformaciones

2 Química: Ciencia que estudia la materia y sus transformaciones Enlace químico y estructura de la materia

3 Química: Ciencia que estudia la materia y sus transformaciones Enlace químico y estructura de la materia Química general

4 Reacciones químicas ¿Cuánto se produce? ¿Cuánto reacciona? ¿Desprende o absorbe calor? ¿Cuánto calor? Tema 2 Estequiometría Tema 3 Termoquímica Tema 4 Espontaneidad ¿Por qué se produce? ¿En qué dirección? Tema 5 Equilibrio ¿Cuándo se alcanza? ¿Cómo modificarlo? Tema 11 Cinética ¿Cómo de rápido va? ¿Cómo acelerarla? Tipos Tema 6 Eq. de fases Tema 9: Eq. solubilidad Tema 8: Eq. ácido-base Tema 10: Eq. redox Tema 7 Disoluciones ¡Para el año que viene: el tema 7 plantearlo como equilibrio de fases con más de un componente!

5 Tema 3 La energía de las reacciones químicas

6 ¿Qué nos interesa de una reacción química?

7 CONTENIDO 1.- Conceptos básicos. Sistemas, variables y procesos. 2.- Energía, calor y trabajo. 1 er Principio de la Termodinámica. 3.- Entalpía. 7.- Capacidad calorífica. 4.- Calor de reacción. Ley de Hess. 5.- Entalpías estándar de formación. 6.- Entalpías de enlace. 8.- Variación de la entalpía de reacción con la temperatura.

8 CONTENIDO 1.- Conceptos básicos. Sistemas, variables y procesos. 2.- Energía, calor y trabajo. 1 er Principio de la Termodinámica. 3.- Entalpía. 7.- Capacidad calorífica. 4.- Calor de reacción. Ley de Hess. 5.- Entalpías estándar de formación. 6.- Entalpías de enlace. 8.- Variación de la entalpía de reacción con la temperatura. Fundamentos de Termodinámica Termodinámica: Rama de la Física que estudia el calor, el trabajo, la energía y los cambios que ellos producen en los estados de los sistemas.

9 CONTENIDO 1.- Conceptos básicos. Sistemas, variables y procesos. 2.- Energía, calor y trabajo. 1 er Principio de la Termodinámica. 3.- Entalpía. 7.- Capacidad calorífica. 4.- Calor de reacción. Ley de Hess. 5.- Entalpías estándar de formación. 6.- Entalpías de enlace. 8.- Variación de la entalpía de reacción con la temperatura. Termoquímica: Rama de la Química que estudia el calor cedido o absorbido en las reacciones químicas. Aplicación a reacc. químicas: Termoquímica

10 CONCEPTOS BÁSICOS. SISTEMAS, VARIABLES Y PROCESOS. 1 Sistema: Parte del universo que es objeto de estudio. Entorno, alrededores, medio ambiente: Resto del universo AbiertoCerradoAislado Tipos de sistemas Puede intercambiar Materia Energía Materia Energía

11 Los sistemas se presentan de diferentes formas ESTADOS caracterizados por VARIABLES termodinámicas (p.ej: T, P, V, m,, composición química,...) IntensivasExtensivas Tipos de variables No dependen de la cantidad de materia del sistema Ej: T, P, No son aditivas Dependen de la cantidad de materia del sistema Ej: m, V Son aditivas

12 Funciones de estado 1)Al asignar valores a unas cuantas, los valores de todas las demás quedan automáticamente fijados. 2)Cuando cambia el estado de un sistema, los cambios de dichas funciones sólo dependen de los estados inicial y final del sistema, no de cómo se produjo el cambio. X = X final –X inicial Ecuaciones de estado: Relacionan funciones de estado (ej: PV = nRT)

13 Cuando alguna de las variables de estado cambia con el tiempo PROCESO termodinámico Tipos de procesos Isotermo (T = cte) Isóbaro (P = cte) Isócoro (V = cte) Adiabático(Q = 0) Cíclico (estado final = estado inicial) Reversible (sistema siempre infinitesimalmente próximo al equilibrio; un cambio infinitesimal en las condiciones puede invertir el proceso) Irreversible (Un cambio infinitesimal en las condiciones no produce un cambio de sentido en la transformación).

14 ENERGÍA, CALOR Y TRABAJO. 1 er PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA. 2 Energía: Capacidad que posee un sistema para realizar un trabajo o para suministrar calor. Criterio de signos SISTEMA Q > 0 W > 0 W < 0 Q < 0

15 TRABAJO Unidad S.I.: Julio Trabajo de expansión/compresión de los gases P int P ext dVdV [Levine, pg 42]

16 Casos particulares 1) Expansión frente a una P ext constante 2) Expansión en el vacío P ext = 0 W = 0 [Segal, pg 590] No es una propiedad característica del sistema. No es algo que posea el sistema. Es una forma de intercambio de energía, una energía en tránsito El trabajo no es función de estado

17 Casos particulares 3) Expansión reversible isoterma de un gas ideal PV = nRTT = cte

18 CALOR Un sistema cede E en forma de Q si se tranfiere como resultado de una diferencia de T entre el sistema y el entorno. Unidad S.I.: Julio1 cal = J No es una propiedad característica del sistema. No es algo que posea el sistema. Es una forma de intercambio de energía, una energía en tránsito El calor no es función de estado

19 ENERGÍA INTERNA Energía interna (U) (Suma de energías a nivel molecular) Función de estado Magnitud extensiva U = Q + W 1 er Principio de la Termodinámica E pot E cin ? ¿Cómo podemos aumentar U de un sistema cerrado? 1)Calentándolo calor 2)Realizando un trabajo

20 U = Q + W 1 er Principio de la Termodinámica Proceso a V = cte V 2 = V 1 dV=0 v U = Q + 0 = Q Nuevo significado de U Nos da una forma de determinar U

21 ENTALPÍA. 3 H = U + PV Entalpía (H) Función de estado Propiedad extensiva Unidades de energía Proceso a P = cte Relación entre H y U H = U + (PV) Si P=cte H = U + P V H U sól/líq solo

22 CALOR DE REACCIÓN. LEY DE HESS. 4 Reacciones químicas Exotérmicas (Q < 0) Endotérmicas (Q > 0) El calor de reacción se mide con un calorímetro [Petrucci, pg 227] Q v = U = U prod - U reac Q p = H = H prod - H reac H = U + (PV) H U ¿Intervienen gases? NoSí H = U + (nRT) H = U + RT n Si T=cte

23 MÉTODOS PARA DETERMINARLA Entalpía de reacción Entalpía de reacción Incremento de entalpía que tiene lugar durante la reacción Método 1 Medir Q p con un calorímetro H = -283 kJ H = -566 kJ H = +283 kJ Método 2 Medir Q v con un calorímetro; H = U+RT n

24 Método 3 Ley de Hess H = ? H = kJ Germain Henri Hess ( ) El calor intercambiado cuando una reacción química se lleva a cabo a T y P constantes es el mismo tanto si la reacción ocurre en una etapa o en varias. H = kJ H = +283 kJ H = kJ H: función de estado

25 ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN. 5 Estado estándar de una sustancia: su forma pura a 1 bar. Entalpía de reacción estándar ( Hº): H cuando los reactivos en sus estados estándar pasan a productos en sus estados estándar respectivos. Entalpía estándar de formación ( H f º) de una sustancia: Entalpía estándar de reacción para la formación de un mol de la sustancia a partir de sus elementos en su estado más estable. (Unid: J mol -1 ) H f º (C 2 H 5 OH, l) a 25ºC = kJ mol -1 H f º (elemento en su estado más estable) = 0

26 Método 4 A partir de H f º [Levine, pg 147] Tabular H f º para cada sustancia

27 ENTALPÍAS DE ENLACE. 6 Método 5 A partir de entalpías de enlace ¡Ojo! Método aproximado ESTIMACIÓN Reacción química: Proceso en el que se rompen unos enlaces y se forman otros nuevos. La ruptura/formación de un enlace conlleva intercambio energético. H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl H H H H

28 ENTALPÍAS DE ENLACE. 6 Método 5 A partir de entalpías de enlace ¡Ojo! Método aproximado ESTIMACIÓN Reacción química: Proceso en el que se rompen unos enlaces y se forman otros nuevos. La ruptura/formación de un enlace conlleva intercambio energético. H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl H H H H

29 Entalpía de disociación de un enlace dado en una molécula determinada: Energía requerida para romper ese enlace en un mol de dichas moléculas en estado gaseoso a P cte. Entalpía de enlace: Valor promedio de la energía requerida para romper enlaces similares en un gran número de moléculas diferentes. (Un mol; estado gaseoso; P cte) Tabular ¡Ojo! * Método aproximado ESTIMACIÓN Fiabilidad: 10 kJ como máximo * Sólo es aplicable a reacciones entre gases. H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl H H H H H = – 328 – 432 = –104 kJ

30 CAPACIDAD CALORÍFICA. 7 Capacidad calorífica molar de una sustancia: cantidad de calor necesaria para elevar la T de un mol de dicha sustancia un grado. (Unid: J mol -1 K -1 ) Calor específico de una sustancia: cantidad de calor necesaria para elevar la T de un gramo de dicha sustancia un grado. (Unid: J g -1 K -1 ) Capacidad calorífica molar a P cte Capacidad calorífica molar a V cte

31 CpCvcCpCvc Magnitudes intensivas Distintas para cada sustancia Función de T ¿Cuál será el calor necesario para incrementar la T de n moles de una sustancia desde T 1 a T 2 ? A P cte: Si C p =cte Si C v =cte A V cte:

32 VARIACIÓN DE LA ENTALPÍA DE REACCIÓN CON LA TEMPERATURA. 8 aA + bB cC + dD aA+bB T 2 cC+dD T 1 cC+dD T 2 aA+bB T 1 HH H 2 H 1 H 2 = H H 1 + H C p Ecuación de Kirchhoff

33 Si C p =cte Gustav Robert Kirchhoff ( )


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